Які типи зв'язку характерні для простих речовин. Хімічна зв'язок

Хімічна зв'язок

Всі взаємодії, що призводять до об'єднання хімічних частинок (Атомів, молекул, іонів і т. П.) В речовини діляться на хімічні зв'язки і міжмолекулярні зв'язки (міжмолекулярні взаємодії).

хімічні зв'язку - зв'язку безпосередньо між атомами. Розрізняють іонну, ковалентний і металеву зв'язок.

міжмолекулярні зв'язки - зв'язки між молекулами. Це воднева зв'язок, іон-дипольна зв'язок (за рахунок утворення зв'язку з цим відбувається, наприклад, освіту гідратної оболонки іонів), диполь-дипольна (за рахунок утворення зв'язку з цим об'єднуються молекули полярних речовин, наприклад, в рідкому ацетоні) і ін.

іонна зв'язок - хімічний зв'язок, утворена за рахунок електростатичного притягання разноименно заряджених іонів. У бінарних сполуках (з'єднаннях двох елементів) вона утворюється в разі, коли розміри пов'язують атомів сильно відрізняються один від одного: одні атоми великі, інші маленькі - тобто одні атоми легко віддають електрони, а інші схильні їх приймати (зазвичай це атоми елементів, що утворюють типові метали і атоми елементів, що утворюють типові неметали); електронний торгівельний таких атомів також сильно відрізняється.
Іонна зв'язок ненаправленная і не насичується.

ковалентний зв'язок - хімічний зв'язок, що виникає за рахунок утворення спільної пари електронів. Ковалентний зв'язок утворюється між маленькими атомами з однаковими або близькими радіусами. Необхідна умова - наявність неспарених електронів в обох пов'язують атомів (обмінний механізм) або неподіленої пари у одного атома і вільної орбіталі в іншого (донорно-акцепторні механізм):

За кількістю загальних електронних пар ковалентні зв'язку діляться на
• прості (одинарні) - одна пара електронів,
• подвійні - дві пари електронів,
• потрійні - три пари електронів.

Подвійні і потрійні зв'язки називаються кратними зв'язками.

За розподілом електронної щільності між зв'язуваними атомами ковалентний зв'язок ділиться на неполярну і полярну. Неполярний зв'язок утворюється між однаковими атомами, полярна - між різними.

електронегативність - міра здатності атома в речовині притягувати до себе загальні електронні пари.
Електронні пари полярних зв'язків зміщені в бік більш електронегативний елементів. Саме зміщення електронних пар називається поляризацією зв'язку. Утворені при поляризації часткові (надлишкові) заряди позначаються + і -, наприклад:.

За характером перекривання електронних хмар ( "орбіталей") ковалентний зв'язок ділиться на-зв'язок і -Зв'язок.
-Зв'язок утворюється за рахунок прямого перекривання електронних хмар (вздовж прямої, що з'єднує ядра атомів),-зв'язок - за рахунок бічного перекривання (по обидва боки від площини, в якій лежать ядра атомів).

Ковалентний зв'язок має спрямованість і насичуваність, а також поляризуемостью.
Для пояснення і прогнозування взаємного напрямку ковалентних зв'язків використовують модель гібридизації.

Гібридизація атомних орбіталей і електронних хмар - передбачуване вирівнювання атомних орбіталей по енергії, а електронних хмар за формою при утворенні атомом ковалентних зв'язків.
Найчастіше зустрічається три типи гібридизації: sp-, sp 2 і sp 3-гібридизація. наприклад:
spгібридизація - в молекулах C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (лінійну будову);
sp 2-гібридизація - в молекулах C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (плоска трикутна форма);
sp 3-гібридизація - в молекулах CCl 4, SiH 4, CH 4 (тетраедричних форма); NH 3 (пірамідальна форма); H 2 O (уголковая форма).

металева зв'язок - хімічний зв'язок, утворена за рахунок усуспільнення валентних електронів всіх пов'язують атомів металевого кристала. В результаті утворюється єдине електронне хмара кристала, яке легко зміщується під дією електричної напруги - звідси висока електропровідність металів.
Металева зв'язок утворюється в тому випадку, коли зв'язуються атоми великі і тому схильні віддавати електрони. Прості речовини з металевим зв'язком - метали (Na, Ba, Al, Cu, Au та ін.), Складні речовини - интерметаллические з'єднання (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8 і ін.).
Металева зв'язок не має спрямованість насичуваність. Вона зберігається і в розплавах металів.

воднева зв'язок - межмолекулярная зв'язок, утворена за рахунок часткового акцептування пари електронів високоелектроотріцательнного атома атомом водню з великим позитивним частковим зарядом. Утворюється в тих випадках, коли в одній молекулі є атом з неподіленої парою електронів і високою електронегативність (F, O, N), а в іншій - атом водню, пов'язаний сильно полярної зв'язком з одним з таких атомів. Приклади водневих зв'язків:

H-OH ··· OH 2, H-OH ··· NH 3, H-OH ··· F-H, H-F ··· H-F.

Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують в молекулах поліпептидів, нуклеїнових кислот, білків і ін.

Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
енергія зв'язку - енергія необхідна для розриву даної хімічного зв'язку в 1 молі речовини. Одиниця виміру - 1 кДж / моль.

Енергії іонної і ковалентного зв'язку - одного порядку, енергія водневого зв'язку - на порядок менше.

Енергія ковалентного зв'язку залежить від розмірів пов'язують атомів (довжини зв'язку) і від кратності зв'язку. Чим менше атоми і більше кратність зв'язку, тим більше її енергія.

Енергія іонної зв'язку залежить від розмірів іонів і від їх зарядів. Чим менше іони і більше їх заряд, тим більше енергія зв'язку.

будова речовини

За типом будови все речовини діляться на молекулярні і немолекулярное. серед органічних речовин переважають молекулярні речовини, серед неорганічних - немолекулярное.

За типом хімічного зв'язку речовини діляться на речовини з ковалентними зв'язками, речовини з іонними зв'язками (іонні речовини) і речовини з металевими зв'язками (метали).

Речовини з ковалентними зв'язками можуть бути молекулярними і немолекулярное. Це істотно позначається на їх фізичні властивості.

Молекулярні речовини складаються з молекул, пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними зв'язками, до них відносяться: H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 і інші прості речовини; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, органічні полімери і багато інших речовин. Ці речовини не володіють високою міцністю, мають низькі температури плавлення і кипіння, не проводять електричний струм, Деякі з них розчиняються у воді або інших розчинниках.

Немолекулярное речовини з ковалентними зв'язками або атомні речовини (алмаз, графіт, Si, SiO 2, SiC і інші) утворюють дуже міцні кристали (виняток - шаруватий графіт), вони нерозчинні у воді і інших розчинниках, мають високі температури плавлення і кипіння, більшість з них не проводить електричний струм (крім графіту, що володіє електропровідністю, і напівпровідників - кремнію, германію та ін.)

Все іонні речовини, природно, є немолекулярное. Це тверді тугоплавкі речовини, розчини і розплави яких проводять електричний струм. Багато з них розчиняються у воді. Слід зазначити, що в іонних речовинах, кристали яких складаються зі складних іонів, є і ковалентні зв'язки, наприклад: (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-), (NH 4 + ) (NO 3) і т. д. ковалентних зв'язків пов'язані атоми, з яких складаються складні іони.

Метали (речовини з металевим зв'язком) дуже різноманітні за своїми фізичними властивостями. Серед них є рідина (Hg), дуже м'які (Na, K) і дуже тверді метали (W, Nb).

Характерними фізичними властивостями металів є їх висока електропровідність (на відміну від напівпровідників, зменшується з ростом температури), висока теплоємність і пластичність (у чистих металів).

У твердому стані майже всі речовини складаються з кристалів. За типом будови і типу хімічного зв'язку кристали ( "кристалічні решітки") ділять на атомні (Кристали немолекулярное речовин з ковалентним зв'язком), іонні (Кристали іонних речовин), молекулярні (Кристали молекулярних речовин з ковалентним зв'язком) і металеві (Кристали речовин з металевим зв'язком).

Завдання і тести по темі "Тема 10." Хімічний зв'язок. Будова речовини "."

• Типи хімічного зв'язку - Будова речовини 8-9 клас

  Уроків: 2 Завдань: 9 Тестів: 1

• Завдань: 9 Тестів: 1

Пропрацювавши цю тему, Ви повинні засвоїти такі поняття: хімічний зв'язок, межмолекулярная зв'язок, іонна зв'язок, ковалентний зв'язок, металева зв'язок, воднева зв'язок, простий зв'язок, подвійний зв'язок, потрійний зв'язок, кратні зв'язки, неполярний зв'язок, полярна зв'язок, електронний торгівельний, поляризація зв'язку , - і-зв'язок, гібридизація атомних орбіталей, енергія зв'язку.

Ви повинні знати класифікацію речовин за типом будови, по типу хімічного зв'язку, залежність властивостей простих і складних речовин від типу хімічного зв'язку і типу "кристалічної решітки".

Ви повинні вміти: визначати тип хімічного зв'язку в речовині, тип гібридизації, складати схеми освіти зв'язків, користуватися поняттям електронний торгівельний, поруч електроотріцательностей; знати як змінюється електронегативність у хімічних елементів одного періоду, і однієї групи для визначення полярності ковалентного зв'язку.

Переконавшись, що все необхідне засвоєно, переходите до виконання завдань. Бажаємо успіхів.

• О. С. Габрієлян, Г. Г. Лисова. Хімія 11 кл. М., Дрофа, 2002.
• Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Хімія 11 кл. М., Просвещение, 2001..

Єдиної теорії хімічного зв'язку не існує, умовно хімічний зв'язок ділять на ковалентний (універсальний вид зв'язку), іонну (окремий випадок ковалентного зв'язку), металеву і водневу.

ковалентний зв'язок

Утворення ковалентного зв'язку можливо за трьома механізмам: обмінним, донорно-акцепторного і датівная (Льюїса).

згідно обмінним механізмом освіту ковалентного зв'язку відбувається за рахунок усуспільнення загальних електронних пар. При цьому кожен атом прагне придбати оболонку інертного газу, тобто отримати завершений зовнішній енергетичний рівень. Утворення хімічного зв'язку за обмінним типу зображують з використанням формул Льюїса, в яких кожен валентний електрон атома зображують точками (рис. 1).

Мал. 1 Утворення ковалентного зв'язку в молекулі HCl за обмінним механізмом

З розвитком теорії будови атома та квантової механіки освіту ковалентного зв'язку представляють, як перекривання електронних орбіталей (рис. 2).

Мал. 2. Утворення ковалентного зв'язку за рахунок перекривання електронних хмар

Чим більше перекривання атомних орбіталей, тим міцніше зв'язок, менше довжина зв'язку і більше її енергія. Ковалентний зв'язок може утворюватися за рахунок перекривання різних орбіталей. В результаті перекривання s-s, s-p орбіталей, а також d-d, p-p, d-p орбіталей бічнимилопатями відбувається утворення - зв'язку. Перпендикулярно лінії, що зв'язує ядра 2-х атомів утворюється - зв'язок. Одна - і одна - зв'язок здатні утворювати кратну (подвійну) ковалентний зв'язок, характерну для органічних речовин класу алкенів, алкадиенов і ін. Одна - та дві - зв'язку утворюють кратну (потрійну) ковалентний зв'язок, характерну для органічних речовин класу алкинов (ацетиленів).

Утворення ковалентного зв'язку з донорно-акцепторного механізму розглянемо на прикладі катіона амонію:

NH 3 + H + \u003d NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Атом азоту має вільну неподеленную пару електронів (електрони не беруть участь в утворенні хімічних зв'язків усередині молекули), а катіон водню вільну орбіталь, тому вони є донором і акцептором електронів, відповідно.

Датівная механізм утворення ковалентного зв'язку розглянемо на прикладі молекули хлору.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Атом хлору має і вільну неподеленную пару електронів і вакантні орбіталі, отже, може проявляти властивості і донора і акцептора. Тому при утворенні молекули хлору, один атом хлору виступає в ролі донора, а інший - акцептора.

головними характеристиками ковалентного зв'язку є: насичуваності (насичені зв'язки утворюються тоді, коли атом приєднує до себе стільки електронів, скільки йому дозволяють його валентні можливості; ненасичені зв'язки утворюються, коли число приєднаних електронів менше валентних можливостей атома); спрямованість (ця величина пов'язана з геометрій молекули і поняттям «валентного кута» - кута між зв'язками).

іонна зв'язок

З'єднань з чистою іонним зв'язком не буває, хоча під цим розуміють таке хімічно зв'язаний стан атомів, в якому стійке електронне оточення атома створюється при повному переході загальної електронної щільності до атому більш електронегативного елемента. Іонна зв'язок можливий тільки між атомами електронегативний і електропозитивних елементів, що знаходяться в стані разноименно заряджених іонів - катіонів та аніонів.

ВИЗНАЧЕННЯ

іоном називають електрично заряджені частинки, утворені шляхом відриву або приєднання електрона до атома.

При передачі електрона атоми металів і неметалів прагнуть сформувати навколо свого ядра стійку конфігурацію електронної оболонки. Атом неметалла створює навколо свого ядра оболонку подальшого інертного газу, а атом металу - попереднього інертного газу (рис. 3).

Мал. 3. Освіта іонної зв'язку на прикладі молекули хлориду натрію

Молекули, в яких в чистому вигляді існує іонна зв'язок зустрічаються в пароподібному стані речовини. Іонна зв'язок дуже міцна, в зв'язку з цим речовини з цим зв'язком мають високу температуру плавлення. На відміну від ковалентного для іонної зв'язку не характерні спрямованість і насичуваність, оскільки електричне поле, створюване іонами, діє однаково на всі іони за рахунок сферичної симетрії.

металева зв'язком

Металева зв'язок реалізується тільки в металах - це взаємодія, що утримує атоми металів в єдиній решітці. В освіті зв'язку беруть участь тільки валентні електрони атомів металу, що належать всьому його об'єму. В металах від атомів постійно відриваються електрони, які переміщаються по всій масі металу. Атоми металу, позбавлені електронів, перетворюються в позитивно заряджені іони, які прагнуть прийняти до себе рухаються електрони. Цей безперервний процес формує всередині металу так званий «електронний газ», який міцно пов'язує між собою всі атоми металу (рис. 4).

Металева зв'язок міцна, тому для металів характерна висока температура плавлення, а наявність «електронного газу» надають металів гнучкість і пластичність.

воднева зв'язок

Водневий зв'язок - це специфічне міжмолекулярної взаємодії, тому що її виникнення і міцність залежать від хімічної природи речовини. Вона утворюється між молекулами, в яких атом водню пов'язаний з атомом, що володіє високою електронегативність (O, N, S). Виникнення водневого зв'язку залежить від двох причин, по-перше, атом водню, пов'язаний з електронегативним атомом не має електронів і може легко впроваджуватися в електронні хмари інших атомів, а, по-друге, володіючи валентної s-орбиталью, атом водню здатний приймати неподеленную пару електронів електронегативного атома і утворювати з ним зв'язок по донорно акцепторному механізму.

Будь-яка взаємодія між атомами можливо лише при наявності хімічного зв'язку. Такий зв'язок є причиною утворення стійкої багатоатомних системи - молекулярного іона, молекули, кристалічної решітки. Міцна хімічний зв'язок вимагає багато енергії для розриву, тому вона і є базовою величиною для вимірювання міцності зв'язку.

Умови утворення хімічного зв'язку

Утворення хімічного зв'язку завжди супроводжується виділенням енергії. Цей процес відбувається за рахунок зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих частинок - молекул, іонів, атомів. Потенційна енергія утворилася системи взаємодіючих елементів завжди менше енергії незв'язаних вихідних частинок. Таким чином, підставою для виникнення хімічного зв'язку в системі є спад потенційної енергії її елементів.

Природа хімічного взаємодії

Хімічна зв'язок - це наслідок взаємодії електромагнітних полів, що виникають навколо електронів і ядер атомів тих речовин, які беруть участь в утворенні нової молекули або кристала. Після відкриття теорії будови атома природа цієї взаємодії стала більш доступною для вивчення.

Вперше ідея про електричну природу хімічного зв'язку виникла у англійського фізика Г. Деві, який припустив, що молекули утворюються через електричного тяжіння різнойменно заряджених частинок. Дана ідея зацікавила шведського хіміка і природодослідника І.Я. Берцелліуса, який розробив електрохімічний теорію виникнення хімічного зв'язку.

Перша теорія, якою пояснювалися процеси хімічної взаємодії речовин, була недосконалою, і з часом від неї довелося відмовитися.

теорія Бутлерова

Більш успішна спроба пояснити природу хімічного зв'язку речовин була зроблена російським вченим А.М.Бутлеров. В основу своєї теорії цей вчений поклав такі припущення:

• Атоми в з'єднаному стані пов'язані один з одним в певному порядку. Зміна цього порядку служить причиною утворення нової речовини.
• Атоми зв'язуються між собою за законами валентності.
• Властивості речовини залежать від порядку з'єднання атомів в молекулі речовини. Інший порядок розташування стає причиною зміни хімічних властивостей речовини.
• Атоми, пов'язані між собою, найбільш сильно впливають один на одного.

Теорія Бутлерова пояснювала властивості хімічних речовин не тільки їх складом, але і порядком розташування атомів. Такий внутрішній порядок А.М. Бутлеров назвав «хімічною будовою».

Теорія російського вченого дозволила навести порядок в класифікації речовин і надала можливість визначати будову молекул по їх хімічними властивостями. Також теорія дала відповідь на питання: чому молекули, що містять однакову кількість атомів, мають різні хімічні властивості.

Передумови створення теорій хімічного зв'язку

У своїй теорії хімічної будови Бутлеров не торкався питання про те, що таке хімічний зв'язок. Для цього тоді було занадто мало даних про внутрішню будову речовини. Лише після відкриття планетарної моделі атома американський вчений Льюїс почав розробляти гіпотезу про те, що хімічний зв'язок виникає за допомогою освіти електронної пари, яка одночасно належить двом атомам. Згодом ця ідея стала фундаментом для розробки теорії ковалентного зв'язку.

Ковалентний хімічний зв'язок

Сталий хімічна сполука може бути утворено при перекритті електронних хмар двох сусідніх атомів. Результатом такого взаємного перетину стає зростаюча електронна щільність в меж'ядерном просторі. Ядра атомів, як відомо, заряджені позитивно, і тому намагаються якомога ближче притянуться до негативно зарядженого електронного хмари. Це тяжіння значно сильніше, ніж сили відштовхування між двома позитивно зарядженими ядрами, тому такий зв'язок є стійкою.

Вперше розрахунки хімічного зв'язку були виконані хіміками Гейтлер і Лондоном. Ними була розглянута зв'язок між двома атомами водню. Найпростіше наочне уявлення про неї може виглядати наступним чином:

Як видно, електронна пара займає квантове місце в обох атомах водню. Таке двуцентровое розміщення електронів отримало назву «ковалентний хімічний зв'язок». Ковалентний зв'язок типова для молекул простих речовин та їхніх сполук неметалів. Речовини, створені в результаті ковалентного зв'язку, як правило, не проводять електричний струм або ж є напівпровідниками.

іонна зв'язок

Хімічна зв'язок іонного типу виникає при взаємному електричному тяжінні двох протилежно заряджених іонів. Іони можуть бути простими, що складаються з одного атома речовини. У з'єднаннях подібного типу прості іони - найчастіше позитивно заряджені атоми металів 1,2 групи, що втратили свій електрон. Освіта негативних іонів притаманне атомам типових неметалів і підстав їх кислот. Тому серед типових іонних сполук є безліч галогенідів лужних металів, наприклад CsF, NaCl, і інших.

На відміну від ковалентного зв'язку, іон не володіє насиченістю: до іона або групі іонів може приєднатися різне число протилежно заряджених іонів. Кількість приєднаних часток обмежується лише лінійними розмірами взаємодіючих іонів, а також умовою, при якому сили тяжіння протилежно заряджених іонів повинні бути більше, ніж сили відштовхування однаково заряджених частинок, що беруть участь в з'єднанні іонного типу.

воднева зв'язок

Ще до створення теорії хімічної будови досвідченим шляхом було відмічено, що з'єднання водню з різними неметалами мають дещо незвичними властивостями. Наприклад, температура кипіння фтороводорода і води значно вище, ніж це можна було очікувати.

Ці та інші особливості водневих з'єднань можна пояснити здатністю атома Н + утворювати ще одну хімічну зв'язок. Такий тип з'єднання отримав назву «воднева зв'язок». Причини виникнення водневого зв'язку криються у властивостях електростатичних сил. Наприклад, в молекулі фтороводорода загальне електронне хмара настільки зміщено в бік фтору, що простір навколо атома цієї речовини насичено негативним електричним полем. Навколо атома водню, позбавленого свого єдиного електрона, поле значно слабкіше, і має позитивних заряд. В результаті виникає додаткова взаємозв'язок між позитивними полями електронних хмар Н + і негативними F -.

Хімічна зв'язок металів

Атоми всіх металів розташовані в просторі певним чином. Порядок розташування атомів металів називається кристалічною решіткою. При цьому електрони різних атомів слабо взаємодіють один з одним, утворюючи загальне електронне хмара. Такий вид взаємодії між атомами і електронами отримав назву «металева зв'язок».

Саме вільним пересуванням електронів в металах можна пояснити фізичні властивості металевих речовин: електропровідність, теплопровідність, міцність, плавкість і інші.

Кожен атом має деяким числом електронів.

вступаючи в хімічні реакції, Атоми віддають, набувають, або усуспільнюється електрони, досягаючи найбільш стійкою електронної конфігурації. Найбільш стійкою виявляється конфігурація з найбільш низькою енергією (як в атомах інертних газів). Ця закономірність називається "правилом октету" (рис. 1).

Мал. 1.

Це правило застосовується до всіх типам зв'язків. електронні зв'язку між атомами дозволяють їм формувати стійкі структури, від найпростіших кристалів до складних біомолекул, що утворюють, в кінцевому рахунку, живі системи. Вони відрізняються від кристалів безперервним обміном речовин. При цьому багато хімічних реакцій протікають по механізмам електронного переносу, Які відіграють найважливішу роль в енергетичних процесах в організмі.

Хімічна зв'язок - це сила, що утримує разом два або кілька атомів, іонів, молекул або будь-яку їх комбінацію.

Природа хімічного зв'язку універсальна: це електростатична сила тяжіння між негативно зарядженими електронами і позитивно зарядженими ядрами, що визначається конфігурацією електронів зовнішньої оболонки атомів. Здатність атома утворювати хімічні зв'язки називається валентністю, або ступенем окислення. З валентністю пов'язано поняття про валентних електронах - електронах, що утворюють хімічні зв'язки, тобто знаходяться на найбільш високоенергетичних орбиталях. Відповідно, зовнішню оболонку атома, що містить ці орбіталі, називають валентної оболонкою. В даний час недостатньо вказати наявність хімічного зв'язку, а необхідно уточнити її тип: іонна, ковалентний, диполь-дипольна, металева.

Перший тип зв'язку -іонна зв'язок

Відповідно до електронної теорією валентності Льюїса і Косселя, атоми можуть досягти стійкої електронної конфігурації двома способами: по-перше, втрачаючи електрони, перетворюючись в катіони, По-друге, купуючи їх, перетворюючись в аніони. В результаті електронного переносу завдяки електростатичного силі тяжіння між іонами з зарядами протилежного знака утворюється хімічний зв'язок, названа Косселем « електровалентной»(Тепер її називають іонної).

В цьому випадку аніони і катіони утворюють стійку електронну конфігурацію із заповненою зовнішньої електронної оболонкою. Типові іонні зв'язки утворюються з катіонів Т і II груп періодичної системи і аніонів неметалічних елементів VI і VII груп (16 і 17 підгруп - відповідно, халькогенові галогенів). Зв'язки у іонних з'єднань ненасичені і ненаправлення, тому можливість електростатичного взаємодії з іншими іонами у них зберігається. На рис. 2 і 3 показані приклади іонних зв'язків, відповідних моделі електронного переносу Косселя.

Мал. 2.

Мал. 3. Іонна зв'язок в молекулі кухонної солі (NaCl)

Тут доречно нагадати про деякі властивості, що пояснюють поведінку речовин в природі, зокрема, розглянути подання про кислотахі підставах.

Водні розчини всіх цих речовин є електролітами. Вони по-різному змінюють забарвлення індикаторів. Механізм дії індикаторів був відкритий Ф.В. Оствальдом. Він показав, що індикатори являють собою слабкі кислоти або підстави, забарвлення яких в недиссоциированном і диссоциированном станах різниться.

Підстави здатні нейтралізувати кислоти. Не всі підстави розчинні у воді (наприклад, нерозчинні деякі органічні сполуки, Що не містять - ОН-груп, зокрема, триетиламін N (С 2 Н 5) 3); розчинні підстави називають лугами.

Водні розчини кислот вступають в характерні реакції:

а) з оксидами металів - з утворенням солі і води;

б) з металами - з утворенням солі і водню;

в) з карбонатами - з утворенням солі, СO 2 і Н 2 O.

Властивості кислот і підстав описують кілька теорій. У відповідність з теорією С.А. Аррениуса, кислота являє собою речовина, дисоціює з утворенням іонів Н +, Тоді як підстава утворює іони ВІН -. Ця теорія не враховує існування органічних підстав, які не мають гідроксильних груп.

Відповідно до протонноїтеорією Бренстеда і Лоурі, кислота являє собою речовина, що містить молекули або іони, що віддають протони ( донорипротонів), а підстава - речовина, що складається з молекул або іонів, які беруть протони ( акцепторипротонів). Відзначимо, що в водних розчинах іони водню існують в гидратированной формі, тобто у вигляді іонів гідроксонію H 3 O +. Ця теорія описує реакції не тільки з водою і гідроксидні іонами, а й здійснюються за відсутності розчинника або з неводним розчинником.

Наприклад, в реакції між аміаком NH 3 (слабким підставою) і хлороводородом в газовій фазі утворюється твердий хлорид амонію, причому в рівноважної суміші двох речовин завжди присутні 4 частки, дві з яких - кислоти, а дві інші - підстави:

Ця рівноважна суміш складається з двох сполучених пар кислот і підстав:

1) NH 4 + і NH 3

2) HClі Сl ‑

Тут в кожній сполученій парі кислота і підставу розрізняються на один протон. Кожна кислота має поєднане з нею підставу. Сильної кислоті відповідає слабке поєднане підставу, а слабкою кислоті - сильне поєднане підставу.

Теорія Бренстеда-Лоурі дозволяє пояснити унікальність ролі води для життєдіяльності біосфери. Вода, в залежності від взаємодіє з нею речовини, може проявляти властивості або кислоти, або підстави. Наприклад, в реакціях з водними розчинами оцтової кислоти вода є підставою, а з водними розчинами аміаку - кислотою.

1) СН3СООН + Н 2 O ↔ Н 3 O + + СН 3 СОО -. Тут молекула оцтової кислоти донірует протон молекулі води;

2) NH 3 + Н 2 O ↔ NH 4 + + ВІН -. Тут молекула аміаку акцептує протон від молекули води.

Таким чином, вода може утворювати дві сполучені пари:

1) Н 2 O (Кислота) і ВІН - (поєднане підставу)

2) Н 3 О + (Кислота) і Н 2 O(Поєднане підставу).

У першому випадку вода донірует протон, а в другому - акцептує його.

Така властивість називається амфіпротонностью. Речовини, здатні вступати в реакції як і кислот, і підстав, називаються амфотерними. У живій природі такі речовини зустрічаються часто. Наприклад, амінокислоти здатні утворювати солі і з кислотами, і з підставами. Тому пептиди легко утворюють координаційні сполуки з присутніми іонами металів.

Таким чином, характерна властивість іонної зв'язку - повне переміщення нари зв'язують електронів до одного з ядер. Це означає, що між іонами існує область, де електронна щільність майже нульова.

Другий тип зв'язку -ковалентная зв'язок

Атоми можуть утворювати стійкі електронні конфігурації шляхом усуспільнення електронів.

Такий зв'язок утворюється, коли пара електронів усуспільнюється по одному від кожного атома. В такому випадку усуспільнені електрони зв'язку розподілені між атомами порівну. Прикладами ковалентного зв'язку можна назвати гомоядернихдвоатомні молекули Н 2 , N 2 , F 2. Цей же тип зв'язку є у алотропія O 2 і озону O 3 і у багатоатомної молекули S 8, а також у гетероядерних молекул хлороводню НСl, вуглекислого газу СO 2, метану СH 4, етанолу З 2 Н 5 ВІН, Гексафториду сірки SF 6, ацетилену З 2 Н 2. У всіх цих молекул електрони однаково загальні, а їх зв'язки насичені і спрямовані однаково (рис. 4).

Для біологів важливо, що у подвійному і потрійному зв'язків ковалентні радіуси атомів у порівнянні з одинарним зв'язком зменшені.

Мал. 4. Ковалентний зв'язок в молекулі Сl 2.

Іонний і ковалентний типи зв'язків - це два граничних випадки безлічі існуючих типів хімічних зв'язків, причому на практиці більшість зв'язків проміжні.

З'єднання двох елементів, розташованих в протилежних кінцях одного або різних періодів системи Менделєєва, переважно утворюють іонні зв'язку. У міру зближення елементів в межах періоду іонний характер їх з'єднань зменшується, а ковалентний - збільшується. Наприклад, нітрати і оксиди елементів лівої частини періодичної таблиці утворюють переважно іонні зв'язку ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), А такі ж з'єднання елементів правій частині таблиці - ковалентні ( Н 2 O, СО2, NH 3, NO 2, СН 4, фенол C 6 H 5 OH, глюкоза З 6 H 12 О 6, етанол З 2 Н 5 ОН).

Ковалентний зв'язок, в свою чергу, має ще одну модифікацію.

У багатоатомних іонів і в складних біологічних молекулах обидва електрона можуть відбуватися тільки з одногоатома. Він називається доноромелектронної пари. Атом, усуспільнюється з донором цю пару електронів, називається акцепторомелектронної пари. Такий різновид ковалентного зв'язку названа координаційної (донорно-акцепторної, абодатівная) зв'язком(Рис. 5). Цей тип зв'язку найбільш важливий для біології та медицини, оскільки хімія найбільш важливих для метаболізму d-елементів в значній мірі описується координаційними зв'язками.

Pіc. 5.

Як правило, в комплексному поєднанні атом металу виступає акцептором електронної пари; навпаки, при іонних і ковалентних зв'язках атом металу є донором електрона.

Суть ковалентного зв'язку і її різновиди - координаційного зв'язку - можна прояснити за допомогою ще однієї теорії кислот і підстав, запропонованої ГН. Льюїсом. Він дещо розширив смислове поняття термінів «кислота» і «основа» за теорією Бренстеда-Лоурі. Теорія Льюїса пояснює природу утворення комплексних іонів і участь речовин в реакціях нуклеофільного заміщення, тобто в освіті КС.

Згідно Льюїсу, кислота - це речовина, здатне утворювати ковалентний зв'язок шляхом акцептування електронної пари від заснування. Льюісовим підставою названо речовина, що володіє неподіленої електронної парою, яка, доніруя електрони, утворює ковалентний зв'язок з Льюісовой кислотою.

Тобто теорія Льюїса розширює коло кислотно-основних реакцій також на реакції, в яких протони не беруть участь зовсім. Причому сам протон, за цією теорією, також є кислотою, оскільки здатний акцептувати електронну пару.

Отже, згідно з цією теорією, катіони є Льюісовимі кислотами, а аніони - Льюісовимі підставами. Прикладом можуть служити такі реакції:

Вище зазначено, що підрозділ речовин на іонні та ковалентні відносне, оскільки повного переходу електрона від атомів металу до акцепторні атомам в ковалентних молекулах не відбувається. У з'єднаннях з іонним зв'язком кожен іон знаходиться в електричному полі іонів протилежного знака, тому вони взаємно поляризуються, а їх оболонки деформуються.

поляризуемостьвизначається електронної структурою, зарядом і розмірами іона; у аніонів вона вище, ніж у катіонів. Найбільша поляризованість серед катіонів - у катіонів більшого заряду і меншого розміру, наприклад, у Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Аl 3+, Тl 3+. Сильним поляризующим дію має Н +. Оскільки вплив поляризації іонів двостороннє, вона значно змінює властивості утворених ними сполук.

Третій тип зв'язку -диполь-дипольна зв'язок

Крім перерахованих типів зв'язку, розрізняють ще диполь-дипольні міжмолекулярнівзаємодії, звані також вандерваал'совимі .

Сила цих взаємодій залежить від природи молекул.

Виділяють взаємодії трьох типів: постійний диполь - постійний диполь ( диполь-дипольна тяжіння); постійний диполь - індукований диполь ( індукційне тяжіння); миттєвий диполь - індукований диполь ( дисперсійне тяжіння, або лондоновских сили; Мал. 6).

Мал. 6.

Диполь-дипольниммоментом володіють тільки молекули з полярними ковалентними зв'язками ( HCl, NH 3, SO 2, Н 2 O, C 6 H 5 Cl), Причому сила зв'язку становить 1-2 дебая(1Д \u003d 3,338 × 10 -30 кулон-метра - Кл × м).

У біохімії виділяють ще один тип зв'язку - водневу зв'язок, що є граничним випадком диполь-дипольного тяжіння. Цей зв'язок утворена тяжінням між атомом водню і електронегативний атомом невеликого розміру, найчастіше - киснем, фтором і азотом. З великими атомами, що володіють аналогічною електронегативні (наприклад, з хлором і сіркою), воднева зв'язок виявляється значно слабшою. Атом водню відрізняється однією суттєвою особливістю: при зволіканні зв'язують електронів його ядро \u200b\u200b- протон - оголюється і перестає екрануватися електронами.

Тому атом перетворюється у великий диполь.

Водневий зв'язок, на відміну від вандерваальсова, утворюється не тільки при міжмолекулярних взаємодіях, але і всередині однієї молекули - внутримолекулярнаяводнева зв'язок. Водневі зв'язки відіграють в біохімії важливу роль, наприклад, для стабілізації структури білків у вигляді а-спіралі, або для утворення подвійної спіралі ДНК (рис. 7).

Рис.7.

Воднева і вандерваальсова зв'язку значно слабкіше, ніж іонна, ковалентний та координаційна. Енергія міжмолекулярних зв'язків вказана в табл. 1.

Таблиця 1. Енергія міжмолекулярних сил

Примітка: Ступінь міжмолекулярних взаємодій відображають показники ентальпії плавлення і випаровування (кипіння). Іонним з'єднанням потрібно для поділу іонів значно більше енергії, ніж для поділу молекул. Ентальпії плавлення іонних з'єднань значно вище, ніж молекулярних сполук.

Четвертий тип зв'язку -металева зв'язок

Нарешті, є ще один тип міжмолекулярних зв'язків - металевий: зв'язок позитивних іонів решітки металів з вільними електронами. У біологічних об'єктах цей тип зв'язку не зустрічається.

з короткого огляду типів зв'язків з'ясовується одна деталь: важливим параметром атома або іона металу - донора електронів, а також атома - акцептоpa електронів є його розмір.

Не вдаючись в деталі, зазначимо, що ковалентні радіуси атомів, іонні радіуси металів і вандерваальсови радіуси взаємодіючих молекул збільшуються в міру зростання їх порядкового номера в групах періодичної системи. При цьому значення радіусів іонів - найменші, а вандерваальсова радіусів - найбільші. Як правило, при русі вниз по групі радіуси всіх елементів збільшуються, причому як ковалентні, так і вандерваальсови.

Найбільше значення для біологів і медиків мають координаційні(донорно-акцепторні) Зв'язку, що розглядаються координаційної хімією.

Медична біонеорганіка. Г.К. баранчиків

3.3.1 Ковалентний зв'язок - це двухцентровие двухелектронная зв'язок, що утворюється за рахунок перекривання електронних хмар, що несуть неспарені електрони з антипаралельними спинами. Як правило утворюється між атомами одного хімічного елемента.

Кількісно вона характеризується валентністю. валентність елемента - це його здатність утворювати певне число хімічних зв'язків за рахунок вільних електронів, що знаходяться атомної валентній зоні.

Ковалентний зв'язок утворює тільки пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеної парою. Решта пар електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки і не беруть участь в зв'язуванні. Зв'язок між атомами може здійснюватися не тільки однієї, але і двома і навіть трьома поділеними парами. Такі зв'язки називаються подвійними і т ройне - кратними зв'язками.

3.3.1.1 Ковалентная неполярний зв'язок. Зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар, в однаковій мірі належать обом атомам, називається ковалентного неполярной. Вона виникає між атомами з практично однаковою електронегативні (0,4\u003e ΔЕО\u003e 0) і, отже, рівномірним розподілом електронної щільності між ядрами атомів у гомоядерних молекул. Наприклад, Н 2, О 2, N 2, Cl 2 і т. Д. Дипольний момент таких зв'язків дорівнює нулю. Зв'язок СН в граничних вуглеводнях (наприклад, в СН 4) вважається практично неполярной, тому що Δ ЕО \u003d 2,5 (С) - 2,1 (Н) \u003d 0,4.

3.3.1.2 Ковалентная полярна зв'язок. Якщо молекула утворена двома різними атомами, то зона перекривання електронних хмар (орбіталей) зміщується в бік одного з атомів, і такий зв'язок називається полярної . При такого зв'язку ймовірність знаходження електронів біля ядра одного з атомів вище. Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3.

Полярна (несиметрична) ковалентний зв'язок - зв'язок між атомами з різною електронегативність (2\u003e ΔЕО\u003e 0.4) і несиметричним розподілом загальної електронної пари. Як правило, вона утворюється між двома неметалами.

Електронна щільність такого зв'язку зміщена в бік більш електронегативного атома, що призводить до появи на ньому часткового негативного заряду  (дельта мінус), а на менш електронегативний атом - часткового позитивного заряду  (дельта плюс)

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg .

Напрямок зміщення електронів позначається також стрілкою:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чим більше різниця в електронегативності пов'язують атомів, тим вище полярність зв'язку і більше її дипольний момент. Між протилежними за знаком частковими зарядами діють додаткові сили тяжіння. Тому, чим полярні зв'язок, тим вона міцніша.

Крім поляризуемости ковалентний зв'язок має властивість насичуваності - здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки у нього є енергетично доступних атомних орбіталей. Третім властивістю ковалентного зв'язку є її спрямованість.

3.3.2 Іонна зв'язок. Рушійною силою її освіти є все те ж прагнення атомів до октетное оболонці. Але в ряді випадків така "октетное" оболонка може виникнути тільки при передачі електронів від одного атома до іншого. Тому, як правило, іонна зв'язок утворюється між металом і неметаллом.

Розглянемо як приклад реакцію між атомами натрію (3s 1) і фтору (2s 2 3s 5). Різниця електронегативності в з'єднанні NaF

ЕО \u003d 4,0 - 0,93 \u003d 3,07

Натрій, віддавши фтору свій 3s 1 електрон, стає іоном Na + і залишається із заповненою 2s 2 2p 6 оболонкою, що відповідає електронної конфігурації атома неону. Точно таку ж електронну конфігурацію набуває фтор, прийнявши один електрон, відданий натрієм. В результаті виникають сили електро-статичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами.

іонна зв'язок - крайній випадок полярної ковалентного зв'язку, заснована на електростатичному тяжінні іонів. Такий зв'язок виникає при великій різниці в електронний торгівельний пов'язують атомів (ЕО\u003e 2), коли менш електронегативний атом майже повністю віддає свої валентні електрони і перетворюється в катіон, а інший, більш електронегативний атом, ці електрони приєднує і стає аніоном. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівських сили не мають властивість насиченості. В силу цього іoннaя зв'язок не має просторової спрямованості і насичуваності , Так як кожен іон пов'язаний з певним числом противоионов (координаційне число іона). Тому іонно-пов'язані сполуки не мають молекулярного будови і являють собою тверді речовини, що утворюють іонні кристалічні решітки, з високими температурами плавлення і кипіння, вони високополярние, часто солеобразний, у водних розчинах електропровідні. Наприклад, MgS, NaCl, А 2 O 3. З'єднань з чисто іонними зв'язками практично не існує, оскільки завжди залишається деяка частка ковалентності в силу того, що повного переходу одного електрона до іншого атому не спостерігається; в самих «іонних» речовинах частка ионности зв'язку не перевищує 90%. Наприклад, в NaF поляризація зв'язку становить близько 80%.

В органічних сполуках іонні зв'язку зустрічаються досить рідко, тому що атом вуглецю не схильний ні втрачати, ні купувати електрони з утворенням іонів.

валентність елементів в з'єднаннях з іонними зв'язками дуже часто характеризують ступенем окислення , Яка, в свою чергу, відповідає величині заряду іона елемента в даному з'єднанні.

Ступінь окислення - це умовний заряд, який набуває атом в результаті перерозподілу електронної щільності. Кількісно вона характеризується числом зміщених електронів від менш електроотрі-цательного елемента до більш електронегативного. Позитивно заряджений іон утворюється з того елемента, який віддав свої електрони, а негативний іон - з елемента, який ці електрони прийняв.

Елемент, що знаходиться в вищого рівня окислення (Максимально позитивною), вже віддав всі свої валентні електрони, що знаходяться в АВЗ. А оскільки їх кількість визначається номером групи, в якій стоїть елемент, то вищий ступінь окислення для більшості елементів і буде дорівнює номеру групи . Що стосується нижчого ступеня окислення (Максимально негативною), то вона з'являється при формуванні восьміелектронной оболонки, тобто в тому випадку, коли АВЗ заповнюється повністю. для неметалів вона розраховується за формулою № групи - 8 . для металів дорівнює нулю , Оскільки вони електрони приймати не можуть.

Наприклад, АВЗ сірки має вигляд: 3s 2 3р 4. Якщо атом віддасть всі електрони (шість), то придбає вищу ступінь окислення +6 , Що дорівнює номеру групи VI , Якщо прийме два, необхідні для завершення стійкої оболонки, то придбає нижчу ступінь окислення –2 , рівну № групи - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.

3.3.3 Металева зв'язок. Більшість металів має ряд властивостей, що мають загальний характер і відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- і електропровідність. Ці особливості пояснюються існуванням в металах особливого виду взаємодії – металевої зв'язку.

Відповідно до положення в періодичній системі атоми металів мають невелике число валентних електронів, які досить слабо пов'язані зі своїми ядрами і можуть легко відриватися від них. В результаті цього в кристалічній решітці металу з'являються позитивно заряджені іони, локалізовані в певних положеннях кристалічної решітки, і велика кількість делокалізованних (вільних) електронів, порівняно вільно переміщаються в поле позитивних центрів і здійснюють зв'язок між всіма атомами металу за рахунок електростатичного притягання.

В цьому полягає важлива відмінність металевих зв'язків від ковалентних, які мають строгу спрямованість в просторі. Сили зв'язку в металах не локалізовано і не спрямовані, а вільні електрони, що утворюють «електронний газ», зумовлюють високу тепло- і електропровідність. Тому в цьому випадку неможливо говорити про спрямованість зв'язків, так як валентні електрони розподілені по кристалу майже рівномірно. Саме цим і пояснюється, наприклад, пластичність металів, т. Е. Можливість зміщення іонів і атомів в будь-якому напрямку

3.3.4 Донорно-акцепторная зв'язок. Крім механізму утворення ковалентного зв'язку, згідно з яким загальна електронна пара виникає при взаємодії двох електронів, існує також особливий донорно-акцепторні механізм . Він полягає в тому, що ковалентний зв'язок утворюється в результаті переходу вже існуючої (неподіленої) електронної пари донора (Постачальника електронів) в загальне користування донора і акцептора (Постачальника вільної атомної орбіталі).

Після утворення вона нічим не відрізняється від ковалентного. Донорно-акцепторні механізм добре ілюструється схемою освіти іона амонію (рисунок 9) (зірочками позначені електрони зовнішнього рівня атома азоту):

Малюнок 9-Схема освіти іона амонію

Електронна формула АВЗ атома азоту 2s 2 2р 3, тобто він має три неспарених електрона, які вступають в ковалентний зв'язок з трьома атомами водню (1s 1), кожен з яких має один валентний електрон. При цьому утворюється молекула аміаку NH 3, в якій зберігається неподіленої електронної пари азоту. Якщо до цієї молекулі підійде протон водню (1s 0), який не має електронів, то азот передасть свою пару електронів (донор) на цю атомну орбіталь водню (акцептор), в результаті чого утворюється іон амонію. У ньому кожен атом водню пов'язаний з атомом азоту загальної електронної парою, одна з яких реалізована по донорно-акцепторного механізму. Важливо відзначити, що зв'язку Н-N, Утворені за різними механізмами, ніяких відмінностей у властивостях не мають. Зазначене явище обумовлено тим, що в момент утворення зв'язку орбіталі 2s- і 2р- електронів атома азоту змінюють свою форму. В результаті виникають чотири абсолютно однакові за формою орбіталі.

Як донори зазвичай виступають атоми з великою кількістю електронів, але мають невелике число неспарених електронів. Для елементів II періоду така можливість крім атома азоту є у кисню (дві неподіленого пари) і у фтору (три неподіленого пари). Наприклад, іон водню Н + у водних розчинах ніколи не буває у вільному стані, так як з молекул води Н2О і іона Н + завжди утворюється іон гідроксонію Н 3 О + Іон гидроксония присутній у всіх водних розчинах, хоча для простоти в написанні зберігається символ H +.

3.3.5 Воднева зв'язок. Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативний елементом (азотом, киснем, фтором і ін.), Який «стягує» на себе спільну електронну пару, відчуває нестачу електронів і набуває ефективний позитивний заряд. Тому він здатний взаємодіяти з неподіленої парою електронів іншого електронегативного атома (який набуває ефективний негативний заряд) цієї ж (внутримолекулярная зв'язок) або іншої молекули (межмолекулярная зв'язок). В результаті виникає воднева зв'язок , Яка графічно позначається точками:

Цей зв'язок значно слабше інших хімічних зв'язків (енергія її освіти 10 – 40 кДж / моль) і в основному має частково електростатичний, частково донорно-акцепторні характер.

Виключно важливу роль воднева зв'язок грає в біологічних макромолекулах, таких неорганічних з'єднаннях як H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Наприклад, зв'язку О-Н в Н 2 О мають помітний полярний характер з надлишком негативного заряду - на атомі кисню. Атом водню, навпаки, набуває невеликий позитивний заряд  + і може взаємодіяти з неподіленими парами електронів атома кисню сусідньої молекули води.

Взаємодія між молекулами води виявляється досить сильним, таким, що навіть в парах води присутні димери і тримери складу (H 2 O) 2, (Н 2 O) 3 і т. Д. У розчинах ж можуть виникати довгі ланцюги ассоциатов такого виду:

оскільки атом кисню має дві неподіленого пари електронів.

Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот. За рахунок водневих зв'язків вода характеризується такими високими в порівнянні з H 2 Е (Е \u003d S, Se, Te) температурами плавлення і кипіння. Якби водневі зв'язку були відсутні, то вода плавилася б при -100 ° С, а кипіла при -80 ° С. Типові випадки асоціації спостерігаються для спиртів і органічних кислот.

Водневі зв'язки можуть виникати як між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорной і акцепторной здібностями. Наприклад, саме внутрішньо-молекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль в утворенні пептидних ланцюгів, які визначають будову білків. Н-зв'язку впливають на фізичні і хімічні властивості речовини.

Зв'язки типу водневих не утворюють атоми інших елементів , Оскільки сили електростатичного притягання різнойменних решт диполів полярних зв'язків (О-Н, N-H і т.п.) досить слабкі і діють лише на малих відстанях. Водень, володіючи найменшим атомним радіусом, дозволяє зблизитися таким ДІПОЛ настільки, що сили тяжіння стають помітними. Жоден інший елемент з великим атомним радіусом не здатний до утворення подібних зв'язків.

3.3.6 Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). У 1873 р голландський вчений І. Ван-дер-Ваальса припустив, що існують сили, які обумовлюють тяжіння між молекулами. Ці сили пізніше отримали назву ван дер Ваальсових сил – найбільш універсальний вид міжмолекулярної зв'язку. Енергія ван дер Ваальсових зв'язку менше водневої і становить 2-20 кДж / ∙ моль.

Залежно від способу виникнення сили діляться на:

1) орієнтаційні (диполь-диполь або іон-диполь) - виникають між полярними молекулами або між іонами і полярними молекулами. При зближенні полярних молекул вони орієнтуються таким чином, щоб позитивна сторона одного диполя була спрямована до негативного боку іншого диполя (рисунок 10).

2) індукційні (диполь - індукований диполь або іонного індукований диполь) - виникають між полярними молекулами або іонами і неполярними молекулами, але здатними до поляризації. Диполі можуть впливати на неполярні молекули, перетворюючи їх в индицировать (наведені) диполі. (Рисунок 11).

3) дисперсійні (індукований диполь - індукований диполь) - виникають між неполярними молекулами, здатними до поляризації. У будь-якій молекулі або атомі благородного газу виникають флуктуації електричної щільності, в результаті чого з'являються миттєві диполі, які в свою чергу індукують миттєві диполі у сусідніх молекул. Рух миттєвих диполів стає узгодженим, їх поява і розпад відбувається синхронно. В результаті взаємодії миттєвих диполів енергія системи знижується (рисунок 12).